PEKI4204 M 1 KECIL

Modul 1
Struktur Atom dan Sistem
Periodik
Drs. Ucu Cahyana, M.Si.
PE N D A HU L UA N
odul Kimia Anorganik I merupakan suatu seri yang terdiri atas 9
modul. Dalam Modul 1 – 3, Anda akan mempelajari teori dasar kimia
anorganik, yaitu struktur atom, ikatan kimia dan reaksi kimia. Pemahaman
Anda mengenai teori dasar kimia anorganik diharapkan sebagai bekal
pengetahuan untuk mempelajari Modul 4 - 9 yang membahas unsur-unsur
non-logam maupun dalam mempelajari materi modul Kimia Anorganik 2
yang membahas unsur-unsur logam.
Modul 1 dalam seri ini adalah Modul Struktur Atom dan Sistem
Periodik. Modul pertama ini akan membawa Anda ke pemikiran tentang
spektrum atom hidrogen dan teori atom Bohr, model atom berdasarkan teori
mekanika gelombang, konsep kuantum energi, bilangan-bilangan kuantum,
konsep orbital, konfigurasi elektron, sistem periodik modern dan
keperiodikan sifat-sifat atom.
Secara umum setelah mempelajari modul ini, Anda diharapkan dapat
menjelaskan tentang struktur atom, sistem periodik, dan keperiodikan sifat
unsur. Secara lebih khusus, Anda diharapkan memiliki kemampuan sebagai
berikut.
1. Menjelaskan deret-deret spektrum atom hidrogen berkaitan dengan teori
atom Bohr.
2. Mendeskripsikan perkembangan model atom yang diturunkan dari
mekanika gelombang.
3. Menunjukkan bilangan-bilangan kuantum dari elektron-elektron dalam
atom.
4. Menggambarkan kontur orbital.
5. Menuliskan konfigurasi elektron dan diagram energi orbital atom unsur.
6. Memprediksi kedudukan suatu unsur dalam sistem periodik berdasarkan
konfigurasi elektronnya.
M
1.2
7.
Kimia Anorganik 1 Menjelaskan kecenderungan sifat-sifat atom unsur-unsur (jari-jari atom,
potensial ionisasi, afinitas elektron dan keelektronegatifan) dalam
golongan dan periode.
Kemampuan tersebut sangat penting bagi Anda untuk dapat mempelajari
Modul 2 dengan baik. Penguasaan tentang teori struktur atom dan sistem
periodik akan memberi kemudahan bagi Anda untuk memahami bagaimana
atom-atom berikatan membentuk suatu molekul dan mengapa atom-atom
dapat membentuk jenis ikatan yang berbeda.
Untuk membantu Anda mencapai kemampuan di atas, dalam modul ini
akan disajikan pembahasan dan latihan dalam butir uraian sebagai berikut.
Kegiatan Belajar 1: Spektrum atom hidrogen dan teori atom Bohr.
Kegiatan Belajar 2: Teori atom berdasarkan mekanika gelombang.
Kegiatan Belajar 3: Konfigurasi elektron dan struktur sistem periodik
modern.
Agar Anda berhasil dengan baik mempelajari modul ini, bacalah dengan
cermat materi yang terdapat dalam modul ini sampai Anda dapat
memahaminya. Pada setiap akhir kegiatan belajar, Anda akan menemukan
latihan, rangkuman, dan tes formatif. Kerjakan latihan, untuk mengetahui
pemahaman/penguasaan Anda tentang materi kegiatan belajar. Kemudian,
bandingkan jawaban Anda dengan rambu-rambu jawaban yang tersedia.
Apabila sudah mantap Anda lanjutkan untuk mengerjakan soal tes formatif.
Tes formatif untuk mengetahui kedalaman pengetahuan Anda tentang materi
kegiatan belajar. Sebaiknya dalam mengerjakan latihan atau tes formatif,
Anda jangan melihat dahulu rambu-rambu jawaban dan kunci jawabannya.
Selamat belajar, semoga Anda sukses!
1.3
PEKI4204/MODUL 1
Kegiatan Belajar 1
Spektrum Atom Hidrogen dan
Teori Atom Bohr
A. SPEKTRUM ATOM HIDROGEN
Atom terdiri dari 3 partikel dasar yang disebut elektron, proton dan
neutron. Bila kita berbicara mengenai struktur atom dalam kaitannya dengan
sistem periodik maka pada dasarnya kita berbicara mengenai struktur
elektron. Elektron merupakan partikel kecil yang bermuatan negatif yang
massanya kira-kira 1/836 proton, dan mengelilingi inti dalam orbitnya.
Dalam modul ini akan dibicarakan bagaimana Anda dapat memahami
struktur elektron ditinjau dari teori atom modern yang membahas sifat
alamiah dari cahaya (radiasi elektromagnetik) dan aspek-aspek yang
berkaitan dengan interaksi antara cahaya dengan materi. Contoh yang
menarik dari interaksi antara cahaya dengan materi adalah spektrum.
Apakah spektrum itu? Coba Anda perhatikan bagaimana terjadinya
pelangi atau Anda bawa sebuah prisma kaca dan letakkan pada sebuah
tempat yang berhadapan langsung dengan sinar cahaya matahari masuk, apa
yang terjadi? Cahaya matahari sebenarnya tersusun dan semua warna di
daerah cahaya tampak, dan warna merah sampai ke ungu. Peruraian warna itu
terjadi karena gelombang elektromagnetik dengan berbagai panjang
gelombang itu mempunyai indeks bias yang berbeda-beda dalam kaca.
Spektrum cahaya matahari atau cahaya putih sebenarnya hanya
merupakan bagian dari spektrum elektromagnetik, yang meliputi gelombang
radio, gelombang mikro, infra merah, cahaya tampak, ultra ungu, sinar x, dan
sinar gama, seperti pada Gambar 1.1.
1.4
Kimia Anorganik 1 Gambar 1.1.
Spektrum elektromagnetik
Gambar 1.2.
Absorpsi dan emisi energi dari sebuah elektron dalam atom
PEKI4204/MODUL 1
1.5
Setiap zat dapat memberikan spektrum yang khas dengan cara
memancarkan energi radiasi. Spektrum unsur bukan merupakan spektrum
kontinu, melainkan tersusun dari satu atau beberapa warna tertentu. Spektrum
itu dipancarkan oleh atom unsur tersebut apabila atom itu memancarkan
energi pada saat kembali dari keadaan bereksitasi ke keadaan dasar, seperti
pada Gambar 1.2. Keadaan bereksitasi dicapai apabila atom menyerap energi
dari sekitarnya. Oleh karena spektrum unsur terjadi melalui proses serapan
atau pancaran energi yang terjadi dalam atom maka spektrum unsur juga
disebut sebagai spektrum atom.
Contoh yang mudah diamati adalah terjadinya spektrum atom unsur
natrium, apabila garam dapur (NaCl) dipercikkan ke dalam nyala api, cahaya
kuning yang terjadi. Seperti yang juga terjadi dalam lampu natrium,
dipancarkan oleh atom natrium yang kembali ke keadaan dasar dari keadaan
bereksitasi. Energi yang digunakan untuk mengeksitasikan atom natrium itu
diperoleh dari energi panas dalam nyala api, atau sebagai energi listrik dalam
lampu natrium.
Spektrum atom hidrogen dapat diperoleh dengan menguraikan cahaya
yang dipancarkan oleh tabung lucutan gas yang terisi dengan gas hidrogen.
Pengamatan atas spektrum dapat dilakukan dengan spektroskop yang dapat
digunakan untuk menguraikan cahaya ke dalam warna-warna penyusunnya,
serta mengukur panjang gelombang warna-warna itu.
Spektrum unsur yang diamati merupakan spektrum garis yang dapat
tersusun dari satu atau beberapa garis tertentu. Spektrum garis suatu unsur
merupakan ciri khas unsur itu, artinya tidak ada dua unsur yang
menghasilkan spektrum garis yang sama. Dengan demikian suatu unsur dapat
diidentifikasi dengan mengamati spektrum yang dipancarkan.
Apabila suatu unsur selalu memancarkan spektrum garis yang tertentu,
yang berarti spektrum dengan panjang gelombang atau frekuensi tertentu,
maka melalui persamaan Max Planck, E = h. υ = h c/λ dapat dinyatakan
bahwa unsur itu selalu memancarkan energi tertentu. Energi tertentu ini
dipancarkan oleh elektron yang terdapat dalam atom tersebut. Dalam
spektroskopi, frekuensi umumnya dinyatakan sebagai bilangan gelombang
(υ), di mana υ = 1/λ m-1.
1.6
Kimia Anorganik 1 Gambar 1.3.
Transisi elektron pada spektrum hidrogen dalam daerah sinar tampak
Pada tahun 1885, Balmer menunjukkan bahwa bilangan gelombang υ
dari setiap garis dalam spektrum tampak dari atom hidrogen dapat diberikan
oleh persamaan empiris sederhana.
 1
1
1 
υ = = R 2 - 2 
n
λ
n 
 1
2 
di mana R adalah tetapan Rydberg = 109677,76 cm-1.
Garis-garis yang diamati dalam daerah tampak disebut deret Balmer,
tetapi beberapa deret lainnya dapat diamati dalam daerah-daerah spektrum
yang berbeda.
Persamaan serupa ditemukan berlaku untuk garis-garis dalam deret
lainnya dalam spektrum hidrogen.
1.7
PEKI4204/MODUL 1
Persamaan
1 1
υ = R 2 - 2

1 n

 , n = 2, 3, 4, 5 ...

ultraviolet
Balmer
 1 1
υ = R 2 - 2

2 n

 , n = 3, 4, 5, 6 ...

daerah tampak
Paschen
 1 1 
υ = R  2 - 2  , n = 4, 5, 6, 7 ...


3 n 
inframerah
Bracket
 1 1
υ = R 2 - 2

4 n

, n = 5, 6, 7, 8 ...


inframerah
Pfund
 1 1 
υ = R  2 - 2  , n = 6, 7, 9, 9 ...


5 n 
inframerah
Deret
Lyman
Daerah spektrum
Gambar 1.4.
Diagram tingkat energi dengan garis spektrum atom hidrogen
1.8
Kimia Anorganik 1 Berdasarkan pengamatan atas spektrum atom hidrogen, Bohr (1913)
menyusun model atom hidrogen berlandaskan pada tiga postulat berikut.
1. Elektron tidak meradiasi energi jika berada dalam satu orbit, dan karena
itu tidak memperlambat gerakannya.
2. Bila elektron berpindah dari satu orbit ke orbit lainnya, elektron
meradiasi atau menyerap energi. Jika elektron berpindah mendekati inti
maka energi diradiasi, dan jika elektron berpindah menjauhi inti maka
energi diserap.
3. Untuk elektron yang tetap dalam orbitnya, tarik menarik elektrostatik di
antara elektron dan intinya yang cenderung menarik elektron ke arah
intinya harus sama dengan gaya sentrifugal yang cenderung elektron
terlempar dari orbitnya. Untuk sebuah elektron dengan massa m dan
kecepatan v dalam suatu orbit dengan jari-jari r.
2
mv
r
Bila muatan elektron adalah e, dengan muatan inti Z maka
Gaya sentrifugal =
Gaya tarik Coulomb =
Ze
2
2
r
Gaya sentrifugal = Gaya Coulomb
2
mv
Ze
= 2
r
r
2
2
(1)
Z .e
maka:
(2)
v =
m.r
Sejalan dengan teori kuantum Planck, energi tidak kontinu, tetapi dalam
"paket-paket" yang disebut kuanta, yang besarnya h 2π, di mana h adalah
tetapan Planck. Energi dan sebuah elektron dalam orbitnya yang merupakan
momentum sudut mvr harus sama dengan n kuanta.
nh
mvr =
2π
maka:
nh
v=
2πmr
2
1.9
PEKI4204/MODUL 1
2 2
n h
2
v =
2
2 2
2π m r
Penggabungan persamaan di atas dengan persamaan 2:
2
2 2
Ze
n h
= 2 2 2
mr 4π m r
maka
2 2
r=
n h
2
4π mze
2
Untuk hidrogen, Z = 1 maka untuk
r = 12 × 0,529 A°
r = 22 × 0,529 A°
r = 32 × 0,529 A°
n = 1 ini memberikan harga
n =2
n =3
Dari persamaan di atas memberikan suatu gambaran bahwa sebuah
elektron bergerak dalam orbit lingkaran dengan jari-jari yang sebanding
dengan 12, 22, 32, ... dan meradiasi energi hanya bila elektron berpindah dari
satu orbit ke orbit lainnya. Energi kinetik dari sebuah elektron adalah - ½
mv2. Dengan penyusunan ulang persamaan 1.
− Ze
E = − 2 mv =
2r
persubstitusian r ke dalam persamaan 3
2
E=
2
2
1
2 4
−2 π Z e m
2 2
n h
Jika sebuah elektron dalam atom hidrogen berpindah dari sebuah orbit
mula-mula n = 1 ke orbit yang lain n = 2, perubahan energi ∆E adalah
∆ EH = E2 − E1
E1 adalah energi di mana n = n2 dan E2 adalah energi di mana n = nl.
Karena untuk hidrogen Z = 1 maka
2
∆ EH =
−2π m e
2
n h
2
2
4
2
4

−2 π m e
−
2 2

n h
 1




1.10
Kimia Anorganik 1 

 1 − 1 
−
(4)
2
2 
 2
h
n
n 
 1
2 
Energi berhubungan dengan panjang gelombang ( E = hcυ) sehingga
persamaan ini adalah sama bentuknya seperti persamaan Rydberg
2
4 

2π m e  1
1 
υ =
−
3
2 
H
 2
ch
n
n 
 1
2 
Jadi, konstanta Rydberg:
2
∆ EH =
2π m e
4
2
4
R = 2π m e / c h
3
Harga R eksperimental adalah 109.737,3 cm-1 sesuai dengan harga R
teoritis 109.677,6 cm-1. Hal ini menunjukkan keunggulan dari teori atom
Bohr di mana teori ini sesuai dengan hasil eksperimen.
Model atom Bohr yang memberikan gambaran bahwa elektron beredar
di sekeliling inti melalui lintasan berbentuk lingkaran yang tertentu, seperti
bulan yang beredar di sekeliling bumi, merupakan model yang sangat mudah
dipahami. Di samping itu model tersebut juga dapat digunakan untuk
menerangkan dengan baik terjadinya spektrum atom hidrogen, yang terdiri
atas deret Lyman, deret Balmer, deret Paschen, deret Bracket dan deret
Pfund. Deret Lyman terjadi karena perpindahan elektron dari lintasan dengan
n =2, 3, 4, ... ke lintasan n = 1. Deret Balmer terjadi karena perpindahan
elektron dari lintasan n = 3, 4, 5, ... ke lintasan dengan n = 2. Deret Paschen
terjadi karena perpindahan elektron dari lintasan dengan n = 4, 5, 6, ... ke
lintasan n = 3. Deret Bracket terjadi karena perpindahan elektron dari lintasan
n = 5, 6, 7, ... ke lintasan n = 4. Deret Pfund terjadi karena perpindahan
elektron dari lintasan n = 6, 7, 8, ... ke lintasan n = 5. Gambar 1.4
menunjukkan perpindahan elektron yang menghasilkan lima deret spektrum
hidrogen tersebut.
1.11
PEKI4204/MODUL 1
Gambar 1.5.
Kedudukan Relatif Garis dalam Spektrum Atom Hidrogen
Gambar 1.6.
Model atom hidrogen menurut Bohr
Contoh
1) Hitung panjang gelombang garis pertama spektrum atom hidrogen jika
diketahui spektrum tersebut mengikuti persamaan umum:
2
2
υ = R (1/ n1 − 1/ n2 )
dengan n1 = 2
1.12
Kimia Anorganik 1 Jawab:


1
1
1
= R 2 − 2 


λ
n
n 
 1
2 
-1
R = 109678cm , n = 2, n = 3
1
2
1
1 1
= 109678  − 
λ
4 9
-1
1
= 15233cm
λ
-5
0
λ = 6,565×10 cm = 6565 A
v=
2) Berapakah energi foton yang dipancarkan jika elektron pada atom
hidrogen jatuh dari lintasan n2 = 5 ke lintasan n1 = 2?
Jawab:
∆E = E1 - E 2
Dari persamaan (4) di atas diperoleh
2
4 

2π m e  1 1 
∆E =
2
 2 2 
h
n n
 1
2 
2
−28
−10 4
2 × (3,14) × 9,11.10 × (4,8.10 )  1
1 
∆E =
 2 − 2 
−27 2
(6, 62 × 10 )
5 
2
-11
1 1 
∆E = 2,18 × 10 erg  − 
 4 25 
-12
−19
∆E = 4,58 ×10 erg = 4,58 ×10 J
3) Tentukan besarnya energi yang diperlukan atom hidrogen untuk menjadi
ion hidrogen! Diketahui tetapan Planck (h = 6,62 × 10-27 erg s), dan
kecepatan cahaya = 3 × 1010 cm/s.
Jawab:
Energi yang diperlukan atom hidrogen untuk menjadi ion hidrogen
+
H→ H + e
∆E =
H
2
4 

2π me  1
1 
−
2
2 
 2

h
 n1 n2 
1.13
PEKI4204/MODUL 1
Pada tingkat dasar n1 = 1 jika melepaskan elektron, berarti elektron
terlepas dari V atom jadi n2 = ∼
2
∆E =
H
∆E =
H
∆E =
4
2π me  1 1 
 2 − 2 
2
1 ∼ 
h
2
4
2π me
2
h
2
−28
−10 4
2 × (3,14) × 9,11× 10 × (5,8 × 10 )
H
(6, 62 ×10
∆E = 2,179 ×10 erg
−11
H
−27 2
)
11
1 erg = 6, 22419 × 10 ev
−11
∆E = 2,179 ×10 erg = 13, 60 ev
H
4) Hitung kecepatan elektron dalam orbit Bohr kedua dari atom hidrogen
Jawab:
2
2π z e
V=
nh
−10 2
2 × 3,14 × (4,8 × 10 )
V=
−27
2 × 6, 62 × 10
8
−1
V = 1, 09 × 10 cm s
5) Hitung perbedaan energi yang terjadi dan panjang gelombang dari
radiasi yang diperlukan untuk memindahkan elektron, pada atom
hidrogen dari lintasan n =1 ke lintasan n = 4.
Jawab:
2
4 

2π m e  1
1 
∆E =
−
2
2 
 2
h
n
n 
 1
2 
2
−28
4
2 × (3,14) × 9,11.10 × (4,810 − 10)  1 1 
∆E =
 2 − 2 
2
(6, 62 × 10 − 27)
1 4 
-11
∆E = 2, 04 ×10 erg
c
∆E = h.υ = h.
λ
o
λ = 973A
1.14
Kimia Anorganik 1 LAT IH A N
Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas,
kerjakanlah latihan berikut!
1) Hitunglah kecepatan elektron dalam orbit Bohr ketiga dari atom
hidrogen!
2) Hitunglah jari-jari Bohr untuk lintasan keempat dari atom hidrogen!
3) Berapakah panjang gelombang garis spektrum yang dihasilkan oleh
elektron atom hidrogen yang jatuh dari lintasan n = 2, lintasan n = 1?
4) Berapakah jari-jari dari lintasan kedua untuk ion Li2+ dan berapakah
energinya?
5) Hitunglah panjang gelombang garis spektrum keempat dalam deret
Paschen, RH = 109.678 cm-1!
Petunjuk Jawaban Latihan
2
1)
2π Z e
lihat penyelesaian contoh no. 4
n.h
= 7,28 × 107 cm. s-1
V=
2
2) Gunakan rumus r =
n .h
2
2
4π m e
2
=
(4) (6, 62 ×10
2
4 × (3,14) (9,11× 10
−28
2
-27 2
)
10 2
)(4,8 × 10 )
o
−8
= 8, 469 ×10 cm = 8, 469 A
3) Gunakan rumus


1
1 1
=R  2- 2
H
λ
 n n 
 1
2 
1
1 1 
= 109678  - 
λ
1 4 
-6
-1
o
λ = 1, 216×10 cm = 121, 6 A
1.15
PEKI4204/MODUL 1
h
2
2
n
4) Gunakan rumus r = 2 2 .
4π m e Z
2
En =
4
2π m e Z2
n
2
n
2
r2 = 0,705 Å
E2 = 61,2 eV
5) Tidak sembarang lintasan berbentuk lingkaran boleh dilalui elektron.
Hanya lintasan yang menghasilkan momentum sudut elektron (mvr)
yang merupakan kelipatan bulat h/2π yang boleh dilalui elektron.
R A NG KU M AN
Spektrum atom hidrogen dapat diperoleh dengan menguraikan
cahaya yang dipancarkan oleh tabung lucutan gas yang terisi dengan gas
hidrogen. Pengamatan atas spektrum hidrogen menghasilkan adanya
deret Lyman, Balmer, Paschen, Bracket, dan Pfund.
Berdasarkan pengamatan atas spektrum atom hidrogen, Bohr (1913)
menyusun model atom hidrogen berlandaskan pada tiga postulat berikut
ini.
1. Elektron tidak meradiasi energi jika berada dalam satu orbit, dan
karena itu tidak memperlambat gerakannya.
2. Bila elektron berpindah dari satu orbit ke orbit lainnya, elektron
meradiasi atau menyerap energi.
3. Untuk elektron yang tetap dalam orbitnya, tarik menarik
elektrostatik di antara elektron dan intinya yang cenderung menarik
elektron ke arah intinya harus sama dengan gaya sentrifugal yang
cenderung elektron terlempar dari orbitnya.
TE S F OR M AT IF 1
Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!
1) Deret Paschen mempunyai daerah spektrum di daerah ....
A. ultra violet
B. sinar tampak
C. infra merah
D. gelombang radio
1.16
Kimia Anorganik 1 

1
1 1 

2) Rumus = R 2 - 2 dapat memberikan deret Bracket jika ....


λ
n n 
 1
2 
A. n1 = 1
B. n1 = 2
C. n2 = 2
D. n1 = 4
3) Dalam persamaan Rydberg, jika n1 = 3, maka n2 dapat mempunyai
harga ....
A. 2, 3, 4, dan seterusnya
B. 3, 4, 5, dan seterusnya
C. 4, 5, 6, dan seterusnya
D. 5, 6, 7, dan seterusnya
4) Jari-jari Bohr untuk lintasan kedua dari hidrogen (n1 = 0,529Å) ....
A. 1,058 Å
B. 0,132 Å
C. 2, 116 Å
D. 4,232 Å
5) Energi yang dipancarkan jika elektron dari suatu atom hidrogen
berpindah dari keadaan n = 3 ke n = 2 adalah ....
A. 13,60 eV
B. 1,88 eV
C. 0,85 eV
D. 2,55 eV
2
2
6) Rumus 1/λ = R(1/n1 -1/n 2 ), dapat memberikan deret Lyman, jika ....
A.
B.
C.
D.
n1 = 3
n1 = 2
n1 = 1
n1 = 4
7) Deret Balmer mempunyai daerah spektrum di daerah ....
A. sinar tampak
B. ultra violet
C. gelombang radio
D. infra merah
1.17
PEKI4204/MODUL 1
8) Energi yang dipancarkan jika elektron dari suatu atom hidrogen
berpindah dari keadaan n = 4 ke keadaan n = 2 adalah ....
A. 0,85 eV
B. 2,55 eV
C. 3,40 eV
D. 5,95 eV
o
9) Jari-jari Bohr untuk lintasan keempat dari hidrogen (r1 = 0,529 A )
adalah ....
o
A. 0,132 A
o
B. 2,55 A
o
C. 3,40 A
o
D. 5,95 A
10) Jika n1 = 5 maka harga n2 untuk persamaan Rydberg adalah ...
A. 1, 2, 3, 4, ....
B. 2, 3, 4, ....
C. 6, 7, 8, 9, ....
D. 4, 5, 6, 7, ....
Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 1 yang
terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar.
Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan
Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 1.
Tingkat penguasaan =
Jumlah Jawaban yang Benar
Jumlah Soal
× 100%
Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali
80 - 89% = baik
70 - 79% = cukup
< 70% = kurang
1.18
Kimia Anorganik 1 Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat
meneruskan dengan Kegiatan Belajar 2. Bagus! Jika masih di bawah 80%,
Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 1, terutama bagian yang
belum dikuasai.
PEKI4204/MODUL 1
1.19
Kegiatan Belajar 2
Teori Atom Mekanika
Gelombang
odel atom menurut Bohr merupakan model yang sangat mudah
dipahami dan dapat diterima dengan baik di kalangan para kimiawan.
Kesulitan timbul karena ternyata model atom Bohr tidak dapat digunakan
untuk menerangkan terjadinya efek Zeeman, yaitu peristiwa terjadinya
pemisahan garis tunggal spektrum hidrogen menjadi beberapa garis yang
sangat berdekatan. Zeeman menunjukkan bahwa jika atom ditempatkan
dalam suatu medan magnet yang kuat, garis-garis tambahan tampak pada
spektra. Pengamatan ini menunjukkan bahwa sesungguhnya ada n beberapa
tingkat energi yang sangat berdekatan untuk setiap nomor kuantum utama n.
Kesulitan ini coba diatasi oleh Sommerfeld dengan menyatakan bahwa
lintasan elektron dalam atom tidak hanya berbentuk lingkaran, tetapi dapat
pula berbentuk elips. Model atom yang dikenal sebagai model atom BohrSommerfeld, dapat digunakan untuk menerangkan terjadinya efek Zeeman.
Sommerfeld menerangkan hal ini dalam istilah orbit berbentuk elips yang
bergerak dalam ruang sekitar inti. Untuk bilangan kuantum utama n = 1
hanya terdapat satu orbit lingkaran, tetapi untuk n = 2 akan terdapat orbit
lingkaran dan orbit elips. Untuk mendefinisikan suatu orbit elips,
Sommerfeld mengemukakan suatu bilangan kuantum kedua k. Bentuk elips
didefinisikan oleh perbandingan sumbu panjang utama dan sumbu minimum.
Jadi,
sumbu utama
n
=
sumbu minimum k
M
k disebut bilangan kuantum subsider dan dapat memiliki harga-harga dari 1,
2, ... n elips dan 3/1 (elips sempit). Adanya orbit-orbit tambahan ini, yang
memiliki energi sedikit berbeda satu sama lainnya. Model atom BohrSommerfeld tidak dapat digunakan untuk menerangkan terjadinya spektrum
atom unsur yang berelektron banyak elektron dan tidak dapat menerangkan
bagaimana atom-atom dapat berinteraksi membentuk suatu molekul.
Oleh karena itu, diperlukan model yang lebih baik. Model atom yang
lebih baik itu terwujud dalam model atom mekanika gelombang yang
dirumuskan oleh Schrodinger pada tahun 1926. Pada model atom ini, tidak
1.20
Kimia Anorganik 1 dapat lagi digambarkan lintasan elektron dalam atom. Struktur atom yang
dapat digambarkan dengan mudah dan jelas dengan model atom Bohr,
digantikan dengan model matematika. Walaupun model atom yang baru ini
lebih sulit digambarkan, akan tetapi dapat digunakan untuk menerangkan
sifat-sifat kimia dan fisika unsur-unsur dengan baik.
Teori atom yang dikemukakan oleh Rutherford dan Bohr menjelaskan
atom sebagai suatu inti pusat yang dikelilingi oleh elektron-elektron dalam
orbit-orbit tertentu. Jadi, elektron karenanya dipandang sebagai suatu
partikel. Pada tahun 1924, de Broglie mengajukan postulat bahwa kedua
karakter yang sama ditunjukkan oleh elektron, kadang-kadang bersifat
sebagai partikel, dan pada saat yang lain bersifat sebagai gelombang. Buktibukti eksperimen bahwa elektron bersifat gelombang dapat diamati pada
gejala difraksi dan interferensi cahaya. Menurut Broglie bahwa elektron
dapat bersifat sebagai gelombang yang panjang gelombangnya dinyatakan
sebagai:
λ =
h
mv
h = tetapan Planck, m = massa partikel dan v = kecepatan partikel. Dari
persamaan ini terlihat bahwa gelombang de Broglie suatu partikel akan
makin panjang, jika massanya makin kecil. Dengan demikian sifat
gelombang dari partikel-partikel subatom seperti elektron, proton akan makin
nyata.
Untuk menentukan sifat-sifat subatomik harus digunakan mekanika
gelombang. Dalam mekanika gelombang, pengukuran kecepatan, momentum
dan kedudukan partikel subatomik tidak dapat dinyatakan dengan tepat
(selalu terdapat ketidakpastian). Menurut Werner Heisenberg, hasil kali
antara ketidakpastian dalam kedudukan (∆x) dengan ketidakpastian
momentum (∆p) adalah sebesar:
(∆x) (∆p) ≥ h / 4π
Persamaan di atas dikenal sebagai prinsip ketidakpastian Heisenberg.
Prinsip ini menyatakan bahwa kedudukan dan momentum tidak dapat
diukur, dengan ketepatan tinggi sekaligus. Gerakan lintasannya tidak dapat
diramalkan dengan pasti. Jika momentum dapat diukur dengan tepat, maka
kedudukan partikel tidak dapat diketahui dengan tepat. Sebaliknya jika
kedudukan diketahui dengan tepat, momentumnya tidak tepat, sebab pada
1.21
PEKI4204/MODUL 1
saat pengukuran terjadi, kedudukan dan momentum elektron otomatis
terganggu. Jadi tidak dapat mengukur keduanya sekaligus.
Menurut ketidakpastian Heisenberg ini, yang mungkin bisa ditentukan
dan dihitung hanyalah kebolehjadian menemukan elektron di dalam suatu
daerah ruang tertentu di dalam atom yang disebut orbital.
Menurut Erwin Schrodinger (1926) untuk suatu gelombang berdiri
(seperti sebuah tali bervibrasi) dari panjang gelombang λ, yang amplitudonya
pada setiap titik sepanjang sumbu-x dapat diuraikan oleh suatu fungsi f(x), ini
dapat ditunjukkan bahwa
2
2
d f(x) -4π f(x)
=
2
2
dx
λ
Jika sebuah elektron dipandang sebagai suatu gelombang yang bergerak
dalam satu dimensi maka
2
2
d ψ -4π
= 2 ψ
2
dx
λ
Jika sebuah elektron dipandang sebagai suatu gelombang yang bergerak
dalam satu dimensi maka
2
2
d ψ -4π
= 2 ψ
2
dx
λ
Sebuah elektron dapat bergerak dalam tiga arah x, y dan z sehingga
persamaan menjadi
2
2
2
d ψ d ψ d ψ -4π ψ
+
+
=
2
2
2
2
dx
dy
dz
λ
Menggunakan simbol ∇ sebagai ganti dari ketiga diferensial parsial,
persamaan ini dapat disingkat menjadi
2
∇ ψ=
-4π ψ
2
λ
Panjang gelombang menurut de Broglie
h
λ=
mv
(di mana h adalah tetapan Planck, m adalah massa elektron dan V
kecepatannya) maka
1.22
Kimia Anorganik 1 2
-4π ψ
∇ ψ=
h
2
atau
2
∇ ψ+
2 2
4π m v
2
ψ =0
h
Energi total sistem (E) adalah:
E = Energi kinetik (K) + Energi potensial (V)
E=K+V
atau
K=E-V
Energi kinetik = ½ mv2 maka
dan
2
2
v = ( E -V )
m
Dengan substitusi v2 ke dalam persamaan 5 menghasilkan persamaan
Schrodinger
2
∇ ψ+
8π m
( E -V ) = 0
2
h
ψ merupakan simbol fungsi gelombang yang analog dengan amplitudo
gelombang dan ψ menunjukkan kebolehjadian menemukan elektron dalam
koordinat x, y, z. Syarat-syarat untuk menyelesaikan persamaan gelombang
Schrodinger adalah:
(1) ψ harus kontinu,
(2) ψ harus terbatas,
(3) ψ harus berharga tunggal,
(4) Probabilitas menemukan elektron dalam keseluruhan ruang harus
sama dengan satu.
2
ψ dx dy dz = 1
Fungsi
gelombang
yang
disebut
ψ , ψ , ψ ,...
1
2
3
masing-masing
mempunyai energi yang sesuai dengan E1, E2, E3, .... Fungsi gelombang
ψ1 , ψ 2 , ini disebut orbital yang analog dengan lintasan elektron atau orbit
pada teori atom Bohr.
1.23
PEKI4204/MODUL 1
Orbital adalah volume dalam ruang di mana terdapat probabilitas tinggi
menemukan elektron. Bentuk dan ukuran orbital tergantung pada fungsi
gelombang.
Bila elektron berada dalam keadaan dasar, atau orbital energi terendah,
dari suatu atom hidrogen menyerap suatu kuantum energi tertentu, elektron
itu naik ke orbital dengan energi yang lebih tinggi. Dalam mekanika
gelombang, selisih dari energi dua orbital itu dikuantisasikan. Pancaran
energi terkuantisasikan oleh suatu atom H yang tereksitasi, yang semula
diterangkan menurut atom Bohr (sebagai elektron yang jatuh dari suatu
lintasan tinggi ke lintasan rendah), sekarang dalam teori atom mekanika
gelombang diperhitungkan sebagai suatu perubahan dari orbital berenergi
tinggi ke orbital berenergi rendah.
Dalam teori atom mekanika gelombang penggambaran orbital dijelaskan
melalui bilangan kuantum. Untuk atom hidrogen dapat dijelaskan oleh tiga
bilangan kuantum, tetapi untuk atom-atom lain diperlukan bilangan kuantum
keempat. Keempat bilangan kuantum tersebut adalah bilangan kuantum
utama (n), bilangan kuantum azimut (l), bilangan kuantum magnetik (m) dan
bilangan kuantum spin (s).
Bilangan kuantum utama (n), menentukan ukuran kabut orbital dan
menyatakan dalam tingkatan energi utama di mana elektron itu berada.
Makin besar harga n maka makin besar ukuran orbital yang dihuni elektron
itu, n mempunyai harga
n = 1, 2, 3, ...
Gambar 1.7.
Orbital s
1.24
Kimia Anorganik 1 Bilangan kuantum azimut (l), menentukan bentuk orbital, l mempunyai
harga
l = 0, 1, 2, ... sampai n-1
Nilai l pada umumnya disimbolkan dengan abjad s, p, d, f, .... Jika n = 1,
hanya dapat mempunyai harga l = 0. Artinya hanya ada satu tipe orbital yaitu
orbital 1s, untuk tingkat energi utama pertama. Bila n =2, l mempunyai harga
0 dan 1. Jadi, terdapat dua subtingkatan dan dua jenis orbital yang berkaitan
dengan tingkat energi utama kedua. Kedua subtingkat energi itu disebut
subtingkat energi 2s dan 2p, dan orbitalnya ialah orbital 2s dan 2p. Bila n = 3,
l mempunyai harga 0, 1 dan 2, bila n = 4, harga l ialah 0, 1, 2, dan 3.
Jadi, tingkat energi utama ketiga mempunyai tiga macam dan tingkat
energi utama keempat mempunyai empat macam orbital. Huruf s, p, d dan f
berasal dari istilah spektroskopi sharp, principle, diffuse dan fundamental,
yang digunakan untuk menguraikan garis-garis spektra atom.
Bila l = 0, orbitalnya ialah orbital s, bila l = 1, orbital ditandai sebagai
orbital p, untuk l = 2 dan l =3, orbitalnya masing-masing ditandai sebagai
orbital d dan f.
Gambar 1.8.
Orbital P
Bentuk orbital-orbital atom s, p, dan d ( catatan bahwa tanda + dan menunjukkan simetri, bukan muatan).
Bilangan kuantum magnetik (m) menunjukkan orientasi orbital dalam
ruang relatif terhadap inti dan orbital khusus mana yang dihuni oleh elektron
dalam suatu subtingkat energi.
Dalam semua tingkat energi utama kecuali dalam tingkat pertama,
terdapat lebih dari satu subtingkat energi dan karenanya lebih dari satu
macam orbital. Banyaknya orbital dalam suatu jenis subtingkat energi sama
1.25
PEKI4204/MODUL 1
dengan banyaknya harga ml yang mungkin untuk subtingkatan itu. Untuk
suatu harga l bilangan kuantum magnetik ini mempunyai harga.
m = -l - (+l)
untuk subtingkat s, l = 0, m = 0; satu tipe orbital s
untuk subtingkat p, l = 1, m = -1, 0, +1; tiga tipe orbital p
untuk subtingkat d, l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2; lima tipe orbital d
untuk subtingkat f, l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3; tujuh tipe orbital f
Dengan demikian untuk setiap harga l terdapat 2 l + 1 harga m, yang
berbeda, atau dengan kata lain terdapat 2 l + 1 orbital dengan orientasi yang
berbeda dalam ruang. Karena itu untuk orbital s (l = 0) hanya mempunyai
satu bentuk orbital yang digambarkan sebagai permukaan bola. Untuk orbital
p (l = 1) mempunyai tiga bentuk orbital yang dinyatakan sebagai orbital px
(m = + 1), orbital py (m = 0) dan orbital pz (m = -1).
Untuk orbital d (l = 2) mempunyai lima orientasi, karena itu mempunyai
2
2
lima bentuk orbital yang dinyatakan dengan orbital d x − y (m = 2), orbital
d x − y(m = 1) orbital
2
d z (m = 0),
orbital
d x-z (m = −1),
d y-z (m = −2).
Gambar 1.9.
Distribusi muatan untuk elektron dalam orbital d
dan
orbital
1.26
Kimia Anorganik 1 Bilangan kuantum spin (s) menunjukkan adanya perputaran elektron
pada sumbunya. Perputaran suatu benda pada sumbunya sendiri dapat
mempunyai dua arah. Oleh karena itu, bilangan kuantum spin diberi harga
+ ½ atau -½. Dengan demikian dalam suatu orbital terdapat maksimum dua
elektron.
Dengan demikian kombinasi mengenai orbital atom dapat dirangkum
pada tabel di bawah ini.
Tabel. 1.1.
Orbital-orbital atom
N
l
m
Simbol
orbital
Jumlah
orbital
Σ elektron
tiap subkulit
Σ elektron
maksimum
1
2
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
0
0
-1,0,+1
0
1
2
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,- ,0,+1,+2,+3
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
1 orbital
1 orbital
3 orbital
1 orbital
3 orbital
5 orbital
1 orbital
3 orbital
5 orbital
7 orbital
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
3
4
Gambar 1.10.
Spin elektron
8
18
32
1.27
PEKI4204/MODUL 1
Notasi orbital atom biasanya disimbolkan dengan
banyaknya elektron
bilangan kuantum utama
nl
x
bilangan kuantum azimut (s, p, d, f)
Contoh:
1) Andaikan kedudukan sebuah elektron dalam atom diketahui dengan
ketelitian ± 2Å, perkirakan ketidakpastian dalam penentuan
kecepatannya!
Jawab:
h
∆ Px . ∆x =
4π
−27
−8
6, 63 × 10
∆ Px .2.10 =
4 × 3,14
∆ Px = m. ∆Vx
−27
∆ Px
6, 63 ×10
∆ Vx =
=
−28
−8
m
12,56 × 9,11× 10 × 2.10
7
∆ Vx = 2,9 × 10 cm/detik
2) Tentukan harga bilangan kuantum magnetik yang mungkin untuk
bilangan kuantum utama ( n = 3)!
Jawab: n = 3, l = 0, 1, 2
bilangan kuantum magnetik = -2, -1, 0, + 1, + 2
3) Berapakah jumlah elektron maksimum untuk masing-masing orbital s, p,
d, f ?
Jawab:
Macam
orbital
bilangan
kuantum
azimut (l)
bilangan kuantum
magnetik (m)
jumlah
orbital
S
l=0
m=0
1
2
P
D
l=1
l=2
m = 1, 0, -1
m = 2, 1, 0, -1, + 1
3
5
6
10
F
l=3
m = 3, 2,1, 0, -1, -2, -3
7
14
jumlah
elektron
maksimum
1.28
Kimia Anorganik 1 4) Berapakah jumlah orbital yang mungkin untuk n = 4?
Jawab: n = 4,1 = 0, 1, 2, 3
jumlah orbital yang mungkin adalah 1 orbital s + 3 orbital p
+ 5 orbital d + 7 orbital f = 16 buah orbital.
5) Tentukan harga keempat bilangan kuantum untuk subkulit 3d5!
Jawab: 3d5 : n = 3
1 = 0, 1,2
→ m = -2
-1
0
+1
+2
↑ ↑ ↑ ↑ ↑
s = +1/2
LAT IH A N
Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas,
kerjakanlah latihan berikut!
1) Bila diketahui ketidakpastian kecepatan sebuah elektron adalah 5,8 × 107
cm/detik.
Perkirakan kedudukan sebuah elektron dalam atom!
2) Berapakah harga bilangan kuantum magnetik (m) yang mungkin untuk
orbital:
a. 4d
b. 3 p
c. 2 s
3) Tuliskan notasi yang menggambarkan kedudukan elektron dalam atom
dari:
a. n = 4, 1 = 3, m = 3, s = +1/2
b. n = 3, 1 = 2, m = -2, s = -1/2
4) Tunjukkan subkulit-subkulit yang sesuai dengan seperangkat bilangan
kuantum di bawah ini
a. n = 2, 1 = 2
b. n = 4, 1 = 3
c. n = 5, 1 = 1
5) Tuliskan harga keempat bilangan kuantum dari subkulit:
a. 2 s
1.29
PEKI4204/MODUL 1
b.
c.
3p
4d
Petunjuk Jawaban Latihan
o
h
∆X=±1A , gunakan rumus ∆Px.∆x=
4π
2) a. m = -2, -1, 0, +1, + 2
4 d berarti n = 4,l = 2
Jika l = 2 maka ada 5 macam harga m
b. m = -1, 0, + 1
3 p berarti n = 3,l = 1
Jika l = 1 maka ada 3 macam harga m
c. m = 0
2 s berarti n = 2, l = 0
Jika l = 0 maka hanya ada satu macam harga m
3) a. 4f7 : n = 4,l = 3 berarti orbital f
1)
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
b.
3p6
-3
-2
-1
0
m = 3 s = + 1/2 (1)
: n = 3, l = 2 berarti orbital d
+1
+2
+3
↑ ↑ ↑ ↑ ↑
4)
a.
b.
c.
5) a.
b.
-2
-1
0
+1
+2
m = -2, s = -1/2
2d : n = 2, l = 2 berarti orbital d
4f : n = 4, l = 3 berarti orbital f
5s : n = 5, l = 1 berarti orbital s
notasi 2s :
Bilangan kuantum utama (n) = 2
Bilangan kuantum azimut (l) = 0
Bilangan kuantum magnetik (m) = 0
Bilangan kuantum spin (s) = + 1/2, -1/2
notasi 3p :
n=3
1.30
Kimia Anorganik 1 c.
notasi 4d :
l=1
m = -1, 0, +1
s = +1/2, -1/2
n=4
l=2
m = -2, -1, 0, +1, + 2
s = + 1/2, -1/2
R A NG KU M AN
Teori atom Bohr meskipun telah dapat menjelaskan dengan baik
tentang model atom dan dapat dipahami dengan mudah, tetapi masih
mempunyai kelemahan yang mendasar, yaitu tidak dapat menjelaskan
adanya subkulit atom dan bagaimana pembentukan ikatan kimia terjadi.
Pendekatan teori atom mekanika gelombang diawali dengan
ditemukannya asas de' Broglie yang menyatakan hubungan antara massa
partikel dan kecepatan dengan panjang gelombang:
h
h
λ=
=
m.v p
de' Broglie juga menyatakan dualisme sifat partikel gelombang,
yaitu atom selain bersifat partikel, juga bersifat gelombang. Sebagai
akibat dari sifat dualisme partikel gelombang, Heisenberg
mengemukakan prinsip ketidakpastian, yang menyatakan bahwa tidak
mungkin untuk mengetahui pada waktu bersamaan, baik momentum
maupun kedudukan suatu partikel, seperti elektron dengan tepat. Oleh
karena itu, elektron dalam atom tidak dapat dijumpai dalam orbit seperti
yang disarankan oleh Bohr, tetapi suatu kebolehjadian untuk
h
menentukan elektron, yaitu orbital → (∆ Px) (∆x) ≈
.
4π
Persamaan Schrodinger tentang fungsi gelombang dari partikel,
menghasilkan penurunan 3 bilangan kuantum, yaitu:
(1) bilangan kuantum utama (n) : 1, 2, 3, dan seterusnya,
(2) bilangan kuantum azimut (l): 0, 1, 2, 3, ... (n - 1),
(3) bilangan kuantum magnetik (m) : -1
+ 1.
PEKI4204/MODUL 1
1.31
TE S F OR M AT IF 2
Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!
1) Menurut asas de’ Broglie hubungan antara partikel yang bergerak
dengan panjang gelombang dinyatakan dengan persamaan ....
c
A. E = h.
λ
B. ∼ = E.h
h
C. λ =
m.v
D. λ = h. ∼
2) Bilangan kuantum yang menentukan bentuk orbital dan orientasi orbital
adalah ....
A. n dan l
B. n dan m
C. l dan s
D. l dan m
3) Deret bilangan kuantum manakah yang mungkin bagi keempat bilangan
kuantum untuk elektron 4 d ....
A. n = 4, l = 2, m = -2, s = +1/2
B. n = 4, l = 3, m = -1, s = -1/2
C. n = 4, l = 3, m = +2, s = -1/2
D. n = 4, l = 1, m = +1, s = +1/2
4) Jumlah orbital yang mungkin untuk n = 3 adalah ....
A. 5 orbital
B. 9 orbital
C. 10 orbital
D. 14 orbital
5) Kedudukan sebuah elektron dalam atom diketahui dengan ketelitian
± 3Å. Maka, ketidakpastian dalam penentuan kecepatannya adalah ....
A. 5,8 × 107 cm/detik
B. 2,9 × 107 cm/detik
1.32
Kimia Anorganik 1 C. 1,9 × 107 cm/detik
D. 8,7 × 107 cm/detik
6) Diketahui empat bilangan kuantum, yaitu:
(1) bilangan kuantum utama (n)
(2) bilangan kuantum azimut (l)
(3) bilangan kuantum magnetik (m)
(4) bilangan kuantum spin (s)
Kedudukan suatu orbital dalam suatu atom ditentukan oleh bilangan
kuantum ....
A. (1), (2), dan (3)
B. (1) dan (3)
C. (2) dan (4)
D. (4) saja
7) Sesuai dengan teori atom mekanika gelombang, pernyataan yang paling
tepat untuk subkulit adalah ....
A. suatu lintasan berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu
B. suatu daerah dalam ruang dengan kebolehjadian menemukan
elektron
C. sekumpulan orbital dengan tingkat energi yang sama
D. sekumpulan orbital dengan bentuk yang sama
8) Harga-harga bilangan kuantum yang mungkin untuk suatu orbital
adalah ....
A. n = 1; l = 2; m = 1
B. n = 2; l = 2; m = 2
C. n = 3; l = 2; m = 1
D. n = 1; l = 2; m = 3
9) Tingkat energi suatu orbital ditentukan oleh bilangan kuantum ....
A. utama
B. azimut
C. utama dan azimut
D. azimut dan magnetik
10) Orbital yang berbentuk seperti balon terpilin ialah orbital ....
A. s
B. p
C. d
D. d
1.33
PEKI4204/MODUL 1
Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 2 yang
terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar.
Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan
Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 2.
Tingkat penguasaan =
Jumlah Jawaban yang Benar
Jumlah Soal
× 100%
Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali
80 - 89% = baik
70 - 79% = cukup
< 70% = kurang
Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat
meneruskan dengan Kegiatan Belajar 3. Bagus! Jika masih di bawah 80%,
Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 2, terutama bagian yang
belum dikuasai.
1.34
Kimia Anorganik 1 Kegiatan Belajar 3
Konfigurasi Elektron dan
Sistem Periodik
1.
Susunan Elektron dalam Atom
Pengisian elektron dalam atom mengikuti tiga prinsip di bawah ini.
a.
Prinsip Larangan Pauli
Pada tahun 1926, Wolfgang Pauli menyelidiki tidak adanya garis pada
spektrum pancaran yang seharusnya ada menurut teori. Ia mengajukan bahwa
tidak ada elektron di dalam atom yang sama keempat bilangan kuantumnya.
Jika dua elektron menempati orbital yang sama, berarti mempunyai
harga tiap bilangan kuantum n, l, m yang sama pula, tetapi untuk harga
bilangan kuantum spinnya harus berbeda. Kemungkinan perbedaan hanya
dua elektron saja, yaitu +1/2 dan -1/2. Dengan demikian yang berada dalam
satu orbital hanya dapat diisi oleh dua elektron saja. Dua elektron yang
berada dalam satu orbital mempunyai dua spin berlawanan disebut: pasangan
elektron. Jumlah elektron maksimum untuk kulit l sampai 4 memenuhi rumus
= 2n2.
b.
Aturan Hund
Menurut aturan Hund, jika terdapat orbital-orbital dengan energi yang
sama, elektron terlebih dahulu mengisi tiap orbital sendiri-sendiri (satu
elektron), setelah itu, baru elektron menempatinya secara berpasangan.
Hal ini sesuai dengan kenyataan bahwa semua elektron mempunyai
muatan listrik yang sama sehingga elektron-elektron tersebut cenderung
mencari orbital kosong yang energinya sama sebelum berpasangan dengan
elektron-elektron yang telah mengisi orbital setengah terisi.
c.
Prinsip Aufbau
Menurut Aufbau, elektron di dalam atom akan menempati terlebih
dahulu orbital yang berenergi rendah. Jika orbital-orbital yang berenergi
rendah sudah terisi penuh maka elektron-elektron akan mengisi orbital yang
lebih tinggi. Urutan tingkat energi dalam pengisian elektron menurut aturan
(n + 1) yaitu sebagai berikut.
PEKI4204/MODUL 1
1.35
Gambar 1.11.
Urutan Tingkat Energi Elektron
Untuk harga n + l yang sama maka yang mempunyai energi tertinggi
adalah orbital yang mempunyai bilangan kuantum utama terbesar.
Misalnya: 3s > 2p
4s > 3p
4p > 3d > 4s
1.36
Kimia Anorganik 1 Secara garis besar konfigurasi elektron dari unsur - unsur ditunjukkan
pada tabel.
2.
Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Sistem Periodik Unsur
Sistem Periodik Unsur Modern (bentuk panjang) disusun berdasarkan
kenaikan nomor atom dan disesuaikan dengan konfigurasi elektron valensi.
Keteraturan kenaikan nomor atom pada sistem periodik ini terlihat pada
setiap periodenya yang membentuk suatu deret horizontal ke kanan.
Sedangkan deret vertikal ke arah bawah yang selanjutnya disebut golongan
mencerminkan keteraturan konfigurasi elektron valensi yang mirip pada
subkulit dengan tingkat paling tinggi (kulit terluar).
Gambar 1.12.
Pengisian Orbital dalam sistem periodik
Golongan pada sistem periodik unsur modern ini dibagi menjadi dua,
golongan A dan golongan B. Golongan A dikenal dengan golongan utama,
sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Unsur-unsur yang
menempati golongan A dapat terlihat, mulai periode pertama, sedangkan
unsur-unsur yang terdapat pada golongan B mulai tampak pada periode IV.
Untuk menentukan golongan dan periode suatu unsur dalam suatu sistem
periodik, dapat ditentukan berdasarkan konfigurasi elektron valensinya.
Nomor periode suatu unsur dinyatakan berdasarkan banyaknya kulit utama,
sedangkan nomor golongan dinyatakan oleh banyaknya elektron pada kulit
1.37
PEKI4204/MODUL 1
utama terluar. Untuk lebih jelasnya dapat diperlihatkan pada tabel di bawah
ini.
Tabel 1.2.
Konfigurasi elektron, golongan, dan periode unsur
Konfigurasi elektron
valensi
Golongan
Nomor golongan
Nomor periode
nsx
A
x
n
nsx npy
A
x+y
n
nsx n - 1 10d10
B
x
n
nsx (n - 1)dy - 10
B
x+y
n
Catatan *:
Khusus untuk ns" (n -1) d'" 10 apabila jumlah x + y > 8 maka termasuk golongan VIII B,
sedangkan yang orbital terluarnya berakhir pada 4f termasuk golongan Lantanida dan yang
berakhir pada 5f, termasuk golongan Aktinida.
Contoh:
Tentukan periode dan golongan untuk unsur-unsur
Jawab:
2
20 Ca( 18 Ar) 4s
20 Ca, 25 Mn, 17 Cl
termasuk periode IV, golongan II A
2
25 Mn ( 18 Ar) 4s 3d
2
5
17 Cl ( 10 Ne) 3s 3p
5
termasuk periode IV, golongan VII B
termasuk periode III, golongan VII A
Dengan memperhatikan tabel di atas pada dasarnya unsur-unsur dalam
sistem periodik bentuk panjang dapat dibagi menjadi 4 blok, yaitu blok s bagi
unsur-unsur yang mengisi subkulit terakhir s, blok p yang mengisi subkulit
terakhir p, blok d yang mengisi subkulit terakhir dengan energi tertinggi d
dan blok f yang dapat mengisi sampai subkulit f. Khusus untuk blok f yang
dapat disebut golongan unsur transisi dalam terdiri dari golongan Lantanida
dan Aktinida.
1.38
Kimia Anorganik 1 PEKI4204/MODUL 1
1.39
1.40
Kimia Anorganik 1 PEKI4204/MODUL 1
1.41
3.
Sifat-sifat Keperiodikan Unsur
Pada sistem periodik yang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom
dan konfigurasi elektron valensi, ternyata pada setiap golongan maupun
periodenya, unsur-unsur yang ada menunjukkan keteraturan, baik sifat kimia
maupun sifat fisika. Untuk memahami lebih jelas tentang sifat-sifat unsur
dalam tiap periode atau golongan perhatikan penjelasan berikut ini.
Jari-jari atom
Jari-jari atom adalah jarak antara inti dengan elektron e pada kulit
terluar. Jari-jari atom untuk setiap periode dari kiri ke kanan cenderung
semakin kecil. Hal ini disebabkan oleh adanya penambahan muatan positif
inti dari kiri ke kanan sedangkan jumlah kulit elektron tetap sehingga gaya
tarik inti terhadap elektron lebih kuat yang mengakibatkan ukuran atom atau
jari-jari akan semakin kecil.
1.42
Kimia Anorganik 1 Di dalam satu golongan dari atas ke bawah, muatan positif inti dan
jumlah kulit elektron semakin bertambah. Pertambahan muatan positif inti
akan memperkecil ukuran atom, sedangkan pertambahan kulit elektron akan
memperbesar ukuran atom. Namun demikian pertambahan kulit elektron
lebih besar pengaruhnya dari pada pertambahan muatan positif inti sehingga
dalam satu golongan semakin ke bawah ukuran atom cenderung semakin
besar yang berarti jari-jari atom pun menjadi besar. Hubungan ini dapat
diamati pada daftar dan gambar di bawah ini.
Tabel 1.3.
Jari-jari atom unsur-unsur (angstrom)
Li
Na
K
Rb
Cs
1.55
1.90
2.35
2.48
2.67
Bc
Mg
Ca
Sr
Ba
1.12
1.60
1.98
2.15
2.21
B
Al
Ga
In
TI
0.98
1.43
1.41
1.66
1.71
C
Si
Gc
Sn
Pb
0.77
1.11
1.22
1.41
1.75
N
P
As
Sb
Bi
0.75
1.06
1.19
1.38
1.46
Gambar 1.13.
Keperiodikan jari-jari atom
O
S
Se
Te
0.73
1.02
1.16
1.35
F
Cl
Br
1
0.72
0.99
1.14
1.33
1.43
PEKI4204/MODUL 1
Gambar 1.14.
Jari-jari atom
4.
Energi Ionisasi
Energi ionisasi (I) adalah energi minimum yang diperlukan untuk
melepaskan sebuah elektron dari sebuah atom atau ion. Dalam satu periode
dari kiri ke kanan cenderung lebih besar. Hal ini disebabkan karena muatan
positif pada inti lebih besar sehingga gaya listrik terhadap elektron terluar
lebih kuat. Oleh karenanya untuk melepaskan elektron terluar diperlukan
energi yang besar.
Untuk unsur-unsur dalam satu golongan terdapat dua pengaruh yang
berlawanan, yaitu muatan inti semakin ke bawah semakin besar. Demikian
pula dengan jari-jari atom dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin
besar. Hal ini akan mengakibatkan energi ionisasi ke arah bawah semakin
kecil, tetapi kenyataannya jari-jari atom mempunyai pengaruh lebih besar.
Sehingga dalam satu golongan dari atas ke bawah kecenderungan energi
ionisasi semakin kecil. Untuk lebih jelasnya dapat diperhatikan dalam grafik
di bawah ini.
1.44
Kimia Anorganik 1 Gambar 1.15.
Grafik Energi Ionisasi untuk beberapa periode
Kelompok unsur pada grafik dalam satu periode ternyata energi ionisasi
unsur B lebih rendah dari pada Be, begitu juga unsur Mg lebih besar dari
pada Al. Penyimpangan ini terjadi karena dipengaruhi oleh kestabilan
konfigurasi elektronnya.
Unsur-unsur yang mempunyai konfigurasi elektron lebih stabil,
energinya cenderung lebih tinggi. Seperti apa yang terjadi pada unsur 12Mg
dan 13Al.
2
2
6
2
Konfigurasi
12Mg ls 2s 2p 3s
2
6
2
1
13Al ls 2p 3s 3p
Energi Ionisasi
Mg = 737,7 kJ/mol
Al = 577,6 kJ/mol
Hal ini disebabkan karena elektron yang mengion pada Al berada pada
orbital dengan energi yang lebih tinggi (3p) dibanding elektron (3s) yang
mengion pada Mg.
5.
Afinitas Elektron
Afinitas elektron merupakan energi yang dilepaskan bila suatu atom
dalam bentuk gas menangkap elektron untuk membentuk suatu ion negatif.
Dalam satu periode dari kiri ke kanan afinitas elektron semakin besar. Ini
disebabkan karena jari-jari atom suatu unsur berkurang, sedangkan tarikan
PEKI4204/MODUL 1
1.45
inti terhadap elektron semakin kuat sehingga elektron lebih mudah masuk ke
dalam atom. Dengan demikian semakin mudah untuk memasukkan elektron,
semakin besar energi yang dibebaskan. Sedangkan dalam satu golongan dari
atas ke bawah jari-jari atom semakin besar sehingga makin sukar menangkap
elektron yang mengakibatkan energi yang dibebaskan semakin kecil. Grafik
di bawah ini mencerminkan hubungan di atas.
Gambar 1.16.
Grafik afinitas elektron versus nomor atom
Grafik di atas memberikan suatu indikasi terjadinya penyimpangan pada
golongan unsur-unsur gas mulia, yang semestinya mempunyai afinitas
elektron paling besar, tetapi kenyataannya paling rendah (mempunyai nilai
negatif) di antara unsur-unsur dalam setiap periodenya. Hal ini disebabkan
karena unsur-unsur gas mulia memiliki konfigurasi elektron yang stabil
sehingga sukar untuk menarik elektron lagi.
6.
Keelektronegatifan
Keelektronegatifan adalah perbandingan kemampuan suatu atom
terhadap atom lain di dalam molekul untuk menarik elektron.
Keelektronegatifan unsur dalam suatu periode dari kiri ke kanan semakin
besar pengaruhnya lebih kecil dibanding jari-jari atomnya. Penyimpangan
terjadi pada unsur-unsur gas mulia yang mempunyai keelektronegatifan sama
dengan nol. Hal ini disebabkan karena kestabilan pada setiap unsur-unsurnya.
1.46
Kimia Anorganik 1 Tabel di bawah ini dapat memberikan keterangan tentang keteraturan
keelektronegatifan di atas.
Tabel 1.4.
Keelektronegatifan unsur-unsur dalam sistem periodik
7.
Titik Didih dan Titik Leleh
Sifat ini merupakan sifat fisik dari unsur-unsur. Perbedaan wujud zat
padat, cair dan gas terletak pada perbedaan jarak antara atomnya. Jadi, untuk
mengubah dari satu wujud ke wujud lain adalah menjauhkan atau
mendekatkan jarak antar atomnya.
Faktor yang mempengaruhi titik didih dan titik leleh adalah massa atom
relatif (Ar). Untuk atom-atom logam, faktor lain yang sangat mempengaruhi
titik didih dan titik leleh adalah ikatan antar atom logam. Sedangkan untuk
atom-atom non-logam yang tidak mempunyai ikatan antar atomnya, titik
leleh dan titik didihnya hanya dipengaruhi oleh massa atom.
Untuk atom non-logam, dalam satu golongan sifat titik didih dan titik
lelehnya makin ke bawah makin besar dan dalam satu periode makin ke
kanan makin besar.
Untuk atom logam, dalam satu golongan sifat titik didih dan titik
lelehnya makin ke bawah makin kecil dan dalam satu periode makin ke
kanan makin besar.
8.
Sifat Oksidator dan Sifat Reduktor
Unsur-unsur logam relatif mudah melepaskan elektron (bersifat sebagai
reduktor), sedangkan unsur-unsur non-logam relatif mudah menerima
PEKI4204/MODUL 1
1.47
elektron (bersifat sebagai oksidator). Sifat oksidator suatu unsur adalah
berbanding lurus dengan jari-jari atomnya.
9.
Sifat Logam dan Sifat Basa
Batas dan definisi logam dan bukan logam tidaklah terlalu jelas, sebab
ada unsur yang sekaligus memiliki sifat logam dan bukan logam. Suatu unsur
digolongkan logam, jika unsur tersebut cenderung melepaskan elektron. Dan
suatu unsur digolongkan sebagai non-logam, jika unsur tersebut cenderung
untuk menangkap elektron.
Makin besar sifat logam suatu unsur maka makin kuat sifat basa yang
dibentuk oleh unsur itu. Kedua sifat ini berbanding lurus dengan jari-jari
atom.
Jadi, dalam satu periode, semakin ke kanan sifat basa atau sifat logam
semakin kecil. Dan dalam satu golongan semakin ke bawah sifat basa atau
sifat logam semakin besar.
Contoh:
1) Buatlah konfigurasi elektron dan gambarkan orbital dari
a. 16S
b. 27Co
Jawab:
2) Tentukan nomor atom suatu unsur yang mempunyai bilangan kuantum
terakhir n = 3,l = 1, m = 0, s = +1/2
Jawab:
Karena n = 3 dan l = l, berarti elektron terakhir menempati subkulit 3p.
m = 0, s = +1/2 menunjukkan pada orbital tersebut baru terisi 2 elektron
(3p2).
Konfigurasi elektronnya: ls2 2s2 2p6 3s2 3p2
Jadi, nomor atom unsur tersebut adalah 14.
3) Tuliskan konfigurasi elektron S2-, Rb+, N3-.
Jawab:
S2- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Rb+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
1.48
Kimia Anorganik 1 N3- = 1s2 2s2 2p6
4) Tentukan nomor golongan dan periode dari unsur 15P dan 25V.
Jawab:
2
2
6
2
3
15P = ls 2s 2p 3s 3p
Golongan ditentukan oleh jumlah elektron pada kulit terluar (elektron
valensi).
Periode ditentukan oleh tingkat energi utama (jumlah kulit utama).
Berarti:
Golongan = VA
Periode = 3
5) Manakah yang mempunyai tingkat energi ionisasi yang lebih tinggi:
a. Li atau F?
b. Cs atau Li?
Jawab:
Energi ionisasi adalah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan
elektron.
F mempunyai energi ionisasi yang lebih tinggi dari Li.
LAT IH A N
Untuk memperdalam pemahaman Anda mengenai materi di atas,
kerjakanlah latihan berikut!
1) Berapakah jumlah elektron maksimum yang ditempatkan oleh orbital 3p,
4f, 5d, 7s?
2) Berapakah elektron yang harus ditambahkan pada unsur-unsur berikut:
a. nitrogen
b. oksigen
c. fluor
3) Unsur yang konfigurasi elektronnya ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 terletak di
periode ... dan golongan ....
4) Tentukan periode dan golongan untuk unsur-unsur dengan nomor atom
a. 15P
b. 27Co
c. 34Se
PEKI4204/MODUL 1
1.49
5) Tentukan urutan energi ionisasi yang semakin besar untuk unsur-unsur
B, C, Al, Si.
Petunjuk Jawaban Latihan
1) 3p, enam elektron
4f, empat belas elektron
5d, sepuluh elektron
6s, dua elektron
2) a. 3
b. 2
c. 1
3) Periode ke-4, golongan IIA
4) a. periode ke-3
golongan VA
b. periode ke-4
golongan VIIIB
c. periode ke-4
golongan VIA
5) Urutan energi ionisasi yang semakin besar:
Al > B > Si > C.
R A NG KU M AN
Penulisan konfigurasi elektron mengikuti 3 asas, yaitu Prinsip
Larangan Pauli, Aturan Hund, dan Prinsip Aufbau.
Pengisian orbital oleh elektron dimulai dari orbital dengan tingkat
energi terendah menurut aturan n + 1:
1s > 2s > 2p > 3s > 3p > 4s > 3d > 4p > 5s > 4d > 5p > 6s
Sistem periode unsur modern disusun berdasarkan kenaikan nomor
atom dan disesuaikan dengan konfigurasi elektron valensi. Unsur-unsur
dapat dikelompokkan dalam unsur-unsur blok s, p, d dan f.
Untuk menentukan golongan dalam sistem periodik ditentukan
berdasarkan konfigurasi elektron valensinya. Nomor periode suatu unsur
dinyatakan berdasarkan banyaknya kulit atom.
1.50
Kimia Anorganik 1 TE S F OR M AT IF 3
Pilihlah satu jawaban yang paling tepat!
1) Konfigurasi elektron dari ion Al3+ adalah (nomor atom Al = 13) ....
A. 1s2 2s2 2p6
B. ls2 2s2 2p6 3s2
C. 1s2 2s2 2p5 3s1
D. 1s2 2s2 2p4 3s2
2) Konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 adalah untuk spesi (nomor atom
Na = 11, Al = 13, O = 8, S = 16)
A. Al3+
B. Na+
C. S2D. O23) Konfigurasi elektron manakah yang bukan termasuk unsur-unsur
golongan VII A ....
A. 1s2 2s2 2p5
B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 4s2
D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3s2 3p5 3d10 4s2 4p5
4) Ion X2- mempunyai konfigurasi elektron ls2 2s2 2p6 3s2 3p4. Dalam
sistem periodik unsur X terletak dalam golongan ....
A IIA
B. IVA
C. VIA
D. VIIIA
5) Manakah urutan unsur-unsur yang mempunyai sifat jari-jari atom
semakin besar ....
A. Li, Na, Mg
B. Be, Mg, Al
C. Be, B, C
D. N, P, As
PEKI4204/MODUL 1
1.51
6) Struktur elektron (pada keadaan dasar) dari suatu atom unsur sebagai
berikut.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d7 5s1
Unsur tersebut terletak pada golongan dan periode ....
A. II A dan 5
B. VA dan 7
C. VII A dan 7
D. VIII B dan 5
7) Diketahui unsur-unsur V, W, X, Y dan Z dengan konfigurasi elektron:
V : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
W : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4d5 4s1
X : 1s2 2s2
Y : 1s2 2s2 2p6 3s1
Z : 1s2
Pasangan unsur yang terletak dalam satu golongan adalah ....
A. V dan X
B. V dan Z
C. W dan Y
D. X dan Z
8) Unsur-unsur periode 6 adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya
menempati subkulit ....
A. 6s, 6p, 6d, 6f
B. 6s, 6p, 6d, 5f
C. 6s, 6p, 5d, 4f
D. 6s, 6p, 6d, 4f
9) Di bawah ini menunjukkan sifat energi ionisasi atom unsur yang benar,
kecuali energi ionisasi atom unsur ....
A. Mg lebih besar daripada Al
B. B lebih besar daripada Be
C. F lebih besar daripada Cl
D. O lebih besar daripada S
10) Urutan unsur-unsur yang mempunyai sifat titik didih dan titik leleh
semakin besar adalah ....
A. Na, Mg, Al
B. K, Ca, Sr
C. Be, Mg, Ca
D. Li, Na, K
1.52
Kimia Anorganik 1 Cocokkanlah jawaban Anda dengan Kunci Jawaban Tes Formatif 3 yang
terdapat di bagian akhir modul ini. Hitunglah jawaban yang benar.
Kemudian, gunakan rumus berikut untuk mengetahui tingkat penguasaan
Anda terhadap materi Kegiatan Belajar 3.
Tingkat penguasaan =
Jumlah Jawaban yang Benar
Jumlah Soal
× 100%
Arti tingkat penguasaan: 90 - 100% = baik sekali
80 - 89% = baik
70 - 79% = cukup
< 70% = kurang
Apabila mencapai tingkat penguasaan 80% atau lebih, Anda dapat
meneruskan dengan modul selanjutnya. Bagus! Jika masih di bawah 80%,
Anda harus mengulangi materi Kegiatan Belajar 3, terutama bagian yang
belum dikuasai.
1.53
PEKI4204/MODUL 1
Kunci Jawaban Tes Formatif
Tes Formatif 1
1) C jawaban jelas
2) D deret Bracket n, = 4
n2 = 5, 6, 7, ....
3) C persamaan Rydberg jika n1, = 3, berarti sesuai dengan deret Paschen
maka n2 = 4, 5, 6, ...
4) C rumus jari-jari Bohr:
r=
5) B
6) C
7) A
8) B
9) D
10) C
n 2 .h 2
4π 2 m e 2
atau = 0,529 n2 Å
lintasan kedua: n = 2
berarti r = 0,529 (2)2 Å
= 2,116 Å
2π2 m e 2  1
1
En =
 2 − 2
2
h
 n1 n 2



1 1
E n = 13, 60.  − 
4 9
= 1,88
Macam deret spektrum ditentukan oleh n,
deret Lyman
n1 = 1
n1 = 2
deret Balmer
Deret Lyman
: terletak pada daerah sinar ultra violet
Deret Balmer
: terletak pada daerah sinar tampak
Deret lainnya
: terletak pada daerah infra merah
13,6 ( 1/4 - 1/16)
rn = r1 × n2,
r4 = 0,529 Å × 42 = 8,464 Å
n2 selalu lebih besar dari nl
Tes Formatif 2
1) C cukup jelas
2) D bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimut (l), orientasi
orbital ditentukan oleh bilangan kuantum magnetik (m)
1.54
3) A
4) B
5) C
Kimia Anorganik 1 elektron 4 d: n = 4
orbital d: l = 2
harga m dan s yang mungkin: m = 2, s = + ½
n = 3, 1 = 0, 1, 2 berarti meliputi orbital 3s, 3p, 3d.
3s = 1 orbital
3p = 3 orbital
3d = 5 orbital
h
∆ Px.∆x =
4π
∆ Px = m.∆ Vx
∆ Px
6, 63 ×10−29
=
m
12,56 × 9,11× 10−28 × 3 ×10−8
= 1,9 x 107 cm/detik
kedudukan suatu orbital dalam atom ditentukan oleh bilangan
kuantum utama, bilangan kuantum azimut dan bilangan kuantum
magnetik, sedangkan bilangan kuantum spin diperlukan untuk
menentukan kedudukan elektron dalam atom
subkulit adalah sekumpulan orbital dengan tingkat energi yang sama
cukup jelas, lihat kembali uraian tentang harga-harga bilangan
kuantum
tingkat energi suatu orbital ditentukan oleh bilangan kuantum utama
orbital s berbentuk simetri bola
orbital p berbentuk seperti balon terpilin
orbital d berbentuk seperti roket
∆ Px =
6) A
7) C
8) C
9) A
10) B
Tes Formatif 3
1) A nomor atom Al = 13 berarti mengandung 13 elektron
Al3+ : melepaskan 3 elektron
Jadi, konfigurasinya: 1s2 2s2 2p6
2) C nomor atom S = 16
S-2 = 18 elektron
Jadi, konfigurasinya: ls2 2s2 2p6 3s2 3p6
3) C unsur golongan VII mempunyai ciri konfigurasi elektron terluarnya
s2 p5
4) B konfigurasi elektron X2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
konfigurasi elektron X : 1s2 2s2 2p6 3s2 2p2
PEKI4204/MODUL 1
1.55
X = unsur golongan IVA
5) D sifat jari-jari atom dalam satu golongan dari atas ke bawah makin
besar.
6) D unsur golongan B mempunyai ciri mengisi orbital d pada elektron
terluarnya
7) D jumlah elektron valensi menunjukkan letak golongan
8) C cukup jelas
9) B energi ionisasi dalam satu golongan dari atas ke bawah cenderung
semakin kecil, dan dalam satu periode dari kiri ke kanan
berkecenderungan semakin besar, kecuali energi ionisasi unsur B
lebih besar daripada Be dan energi ionisasi unsur Mg lebih besar
daripada Al (lihat uraian tentang teori energi ionisasi).
10) A untuk atom logam, dalam satu golongan sifat titik didih dan titik
lelehnya makin ke bawah makin kecil dan dalam satu periode makin
ke kanan makin besar.
1.56
Kimia Anorganik 1 Glosarium
Afinitas elektron
:
Aturan Hund
:
Bilangan kuantum utama
:
Bilangan kuantum azimut
:
Bilangan kuantum magnetik
:
Bilangan kuantum spin
:
Energi ionisasi
:
Golongan
Jari-jari atom
:
:
Keelektronegatifan
:
Oksidator
:
Orbital
:
Periode
:
energi yang dilepaskan bila suatu atom
dalam bentuk gas menangkap elektron
untuk membentuk suatu ion negatif
aturan pengisian elektron dalam orbital
yang menyatakan bahwa jika terdapat
orbital-orbital dengan energi yang sama,
elektron terlebih dahulu mengisi setiap
orbital sendiri-sendiri, setelah itu, baru
elektron
menempatinya
secara
berpasangan
bilangan kuantum yang menentukan
ukuran kabut orbital dan menyatakan
dalam tingkatan energi utama di mana
elektron itu berada
bilangan kuantum yang menentukan
bentuk orbital
bilangan kuantum yang menunjukkan
orientasi orbital dalam ruang relatif
terhadap inti dan orbital khusus yang
dihuni oleh elektron dalam suatu
subtingkat energi
bilangan kuantum yang menunjukkan
adanya
perputaran elektron pada
sumbunya
energi minimum yang diperlukan untuk
melepaskan suatu elektron dari sebuah
atom atau ion
lajur vertikal dalam sistem periodik unsur
jarak antara inti dengan elektron pada
kulit terluar
perbandingan kemampuan suatu atom
terhadap atom lain di dalam molekul
untuk menarik elektron
unsur yang dapat mengoksidasi unsur
lainnya
volume dalam ruang di mana terdapat
probabilitas tinggi menemukan elektron.
lajur mendatar dalam sistem periodik
unsur
1.57
PEKI4204/MODUL 1
Prinsip Aufbau
:
Prinsip Larangan Pauli
:
Reduktor
:
aturan pengisian elektron dalam orbital
yang menyatakan bahwa elektron di
dalam atom akan menempati terlebih
dahulu orbital yang berenergi rendah
kemudian ke tingkat energi yang lebih
tinggi
aturan pengisian elektron dalam orbital
yang menyatakan tidak ada elektron di
dalam atom yang sama keempat bilangan
kuantumnya
unsur yang dapat mereduksi unsur
lainnya
1.58
Kimia Anorganik 1 Daftar Pustaka
Bailar, J.C. et al. (1989). Chemistry. San Diego: Harcourt Brave Jovanovich,
Inc.
Brady, J.E. (1982). General Chemistry, 3rd. New York: Mac Millan
Publishing Co, Inc.
Cotton, FA and Wilkinson, G. (1976). Basic Inorganic Chemistry. New
York: John Wiley & Sons, Inc.
Huhey, J.E. Inorganic Chemistry Principles of Structure and Reactivity, 3rd.
London: Harper International SLED.
Lee, J.D. A New Concise Inorganic Chemistry, 3rd. England: Van Nostrand
Reinhold (UK) Co, Ltd.
Liptrat, G.F. Modern Inorganic Chemistry, 1st Ed. London: Mills & Boon
Ltd.